(完整版)【人教版】高中化学选修3知识点总结：第三章晶体结构与性质

【人教版】高中化学选修3知识点总结：第三章晶体构造与特性
1. 晶体的基本概念
- 晶体是由原子、离子或分子以一定的方式排列形成的固体物质。

- 晶体的结构由晶格和基元组成。

晶格是由离子或原子排列所形成的三维重复结构，基元是晶格中最小的具有完整晶体结构的部分。

2. 晶体的分类
- 按照构成晶体的粒子种类可分为离子晶体、原子晶体和分子晶体。

- 按照晶体的组成方式可分为金属晶体、离子晶体、共价晶体和导电晶体等。

3. 晶体的结构与性质
- 晶体的结构决定了其性质。

晶体的结构可以通过X射线衍射实验来确定。

- 晶体的性质包括硬度、熔点、热胀冷缩性、电导率、光学性质等。

4. 离子晶体的结构与性质
- 离子晶体的结构是由正、负离子按一定比例排列形成的。

- 离子晶体具有高熔点、脆性、电解质导电性等特点。

5. 共价晶体的结构与性质
- 共价晶体是由原子通过共价键相互连接而成的。

- 共价晶体具有较高的熔点、硬度和脆性，不导电。

6. 金属晶体的结构与性质
- 金属晶体是由金属原子通过金属键相互连接而成的。

- 金属晶体具有良好的导电性、导热性和延展性。

7. 晶体缺陷
- 晶体缺陷是指晶体中原子或离子的位置发生偏离或缺失的现象。

- 晶体缺陷包括点缺陷、面缺陷和体缺陷。

以上是第三章晶体构造与特性的知识点总结，希望对你的学习有所帮助。

【人教版】高中化学选修3知识点总结：第三章晶体结构与性质第一篇：【人教版】高中化学选修3知识点总结：第三章晶体结构与性质第三章晶体结构与性质课标要求1.了解化学键和分子间作用力的区别。

2.理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。

3.了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。

4.理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。

5.了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别。

要点精讲一.晶体常识 1.晶体与非晶体比较2.获得晶体的三条途径①熔融态物质凝固。

②气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华）。

③溶质从溶液中析出。

3.晶胞晶胞是描述晶体结构的基本单元。

晶胞在晶体中的排列呈“无隙并置”。

4.晶胞中微粒数的计算方法——均摊法如某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有1/n属于这个晶胞。

中学中常见的晶胞为立方晶胞立方晶胞中微粒数的计算方法如下：注意：在使用“均摊法”计算晶胞中粒子个数时要注意晶胞的形状二.四种晶体的比较2．晶体熔、沸点高低的比较方法（1）不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。

金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。

（2）原子晶体由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高．如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅（3）离子晶体一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，相应的晶格能大，其晶体的熔、沸点就越高。

（4）分子晶体①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。

②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高。

③组成和结构不相似的物质（相对分子质量接近），分子的极性越大，其熔、沸点越高。

④同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。

（5）金属晶体金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高。

第一章原子结构与性质一.原子结构1.能级与能层2.原子轨道3.原子核外电子排布规律⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。

能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。

说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s能级比3d能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。

也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。

（2）能量最低原理现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。

构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。

（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。

换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli ）原理。

（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund ）规则。

比如，p3的轨道式为或，而不是。

洪特规则特例：当p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。

即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。

前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。

4. 基态原子核外电子排布的表示方法(1)电子排布式①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K ：1s22s22p63s23p64s1。

高中化学选修3知识点总结二、复习要点1、原子结构2、元素周期表和元素周期律3、共价键4、分子的空间构型5、分子的性质6、晶体的结构和性质（一）原子结构1、能层和能级（1）能层和能级的划分①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。

②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、d、f。

③任一能层，能级数等于能层序数。

④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。

⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。

（2）能层、能级、原子轨道之间的关系每能层所容纳的最多电子数是：2n2（n：能层的序数）。

2、构造原理（1）构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。

（2）构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。

（3）不同能层的能级有交错现象，如E（3d）＞E（4s）、E（4d）＞E（5s）、E（5d）＞E（6s）、E（6d）＞E（7s）、E（4f）＞E（5p）、E（4f）＞E（6s）等。

原子轨道的能量关系是：ns＜（n-2）f ＜（n-1）d ＜np（4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。

根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2 ；最外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。

（5）基态和激发态①基态：最低能量状态。

处于最低能量状态的原子称为基态原子。

②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。

基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。

处于激发态的原子称为激发态原子。

③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。

利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。

高中化学选修3物质结构与性质知识点总结主要知识要点：1、原子结构2、元素周期表和元素周期律3、共价键4、分子的空间构型5、分子的性质6、晶体的结构和性质（一）原子结构1、能层和能级（1）能层和能级的划分①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。

②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、d、f。

③任一能层，能级数等于能层序数。

④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。

⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。

（2）能层、能级、原子轨道之间的关系每能层所容纳的最多电子数是：2n2（n：能层的序数）。

2、构造原理（1）构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。

（2）构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。

（3）不同能层的能级有交错现象，如E（3d）＞E（4s）、E（4d）＞E（5s）、E （5d）＞E（6s）、E（6d）＞E（7s）、E（4f）＞E（5p）、E（4f）＞E（6s）等。

原子轨道的能量关系是：ns＜（n-2）f ＜（n-1）d ＜np（4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。

根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2 ；最外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。

（5）基态和激发态①基态：最低能量状态。

处于最低能量状态的原子称为基态原子。

②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。

基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。

处于激发态的原子称为激发态原子。

③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。

利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。

【人教版】高中化学选修3知识点总结：第三章晶体排列与特性
本文档总结了高中化学选修3课程中第三章晶体排列与特性的主要知识点。

一、晶体的定义和特点
- 晶体是具有规则的、有序的三维排列的固体结构。

- 晶体呈现出明显的平面、直线和点的等级性。

- 晶体有着明确的晶体结构和晶体缺陷。

二、晶体排列
- 晶体的排列方式主要有原子堆积和离子堆积两种。

- 原子堆积有3种典型的结构类型：简单立方堆积、面心立方堆积和密堆积。

- 离子堆积有3种典型的排列方式：简单立方堆积、体心立方堆积和面心立方堆积。

三、晶体的类型
- 晶体分为金属晶体、离子晶体、共价晶体和分子晶体四种类型。

- 金属晶体由金属原子组成，具有良好的导电性和热导性。

- 离子晶体由阳离子和阴离子组成，具有高熔点和良好的溶解性。

- 共价晶体由共价键连接的原子组成，具有高硬度和高熔点。

- 分子晶体由分子间的弱力相互作用连接的组成，具有低熔点和易溶性。

四、晶体的缺陷
- 晶体的缺陷分为点缺陷、线缺陷和面缺陷。

- 点缺陷包括空位、间隙原子和杂质原子等。

- 线缺陷包括位错和螺旋位错。

- 面缺陷包括阴极空位和阳极不完整等。

以上是高中化学选修3课程中第三章晶体排列与特性的知识点总结。

以上信息仅供参考，如有需要请自行查阅教材或参考其他可靠资料确认。

晶体中粒子分布详解
每8个Cs＋、8个Cl－各自构成 立方体，在每个立方体的中心 有一个异种离子(Cs＋或Cl－)。 在每个Cs＋周围最近的等距离 (设为a/2)的Cl－有8个，在每 个Cs＋周围最近的等距离(必 为a)的Cs＋有6个(上、下、左、 右、前、后)，在每个Cl－周围 最近的等距离的Cl－也有6个
(3)氧化物MO的电子总数与SiC的相等，则M为 __________(填元素符号)。MO是优良的耐高温材 料，其晶体结构与NaCl晶体相似。MO的熔点比 CaO的高，其原因是 ___________________________________________ _____________________________。 Na、M、Ca三种晶体共同的物理性质是 ________(填序号)。 ①有金属光泽 ②导电性 ③导热性 ④延展性
六方最密 Mg、Zn、 74% 12 堆积(镁型) Ti 面心立方 Cu、Ag、 74% 12 最密堆积 Au (铜型)
(2010· 高考题改编) (1)(2010· 山东高考题节选)铅、钡、氧形成的某化 合物的晶胞结构是：Pb4＋处于立方晶胞顶点， Ba2＋处于晶胞中心，O2－处于晶胞棱边中心。 ①该化合物化学式为________。 ②每个Ba2＋与________个O2－配位。
氯化 铯晶 体
二 氧 化 碳 晶 体
每 8 个 CO2 构成立方 体，且在 6 个面的中心 又各占据 1 个 CO2。在 每个 CO2 周围等距离 ( 2a/2，a 为立方体棱 长)的最近的 CO2 有 12 个(同层 4 个、上层 4 个、下层 4 个)
金刚 石晶 体
金刚石晶体是一种空间网状结 构——每个C与另外4个C以共 价键结合，前者位于正四面体 的中心。晶体中所有C—C键 键长相等，键角相等(均为 109°28′)；晶体中最小碳环 由6个C组成且六者不在同一 平面内；晶体中每个C参与了 4个C—C键的形成，C原子数 与C—C键数之比为1∶2

【人教版】高中化学选修3知识点总结：
第三章晶体构造与属性
晶体构造与属性是高中化学选修3课程中的重要内容。

本章主
要讲解了晶体的特点、晶体的拓扑结构、晶体的点阵和晶体的性质
等知识点。

1. 晶体的特点
- 晶体是由一定规律排列的原子、离子或分子组成的固体物质。

- 晶体具有规则的几何外形，有明确的晶面和晶点。

- 晶体中离子、原子或分子按照一定规律排列形成周期性结构，具有长程有序性。

2. 晶体的拓扑结构
- 晶体的拓扑结构是指晶体中原子、离子或分子之间的连接关
系和排列方式。

- 晶体可分为离子晶体、共价晶体和金属晶体等不同类型。

3. 晶体的点阵
- 晶体的点阵是晶体中最小的周期结构单元，在三维空间中重复排列形成整个晶体结构。

- 常见的晶体点阵有立方晶系、正交晶系、单斜晶系、正六角晶系等。

4. 晶体的性质
- 晶体的物理性质：晶体具有明确的熔点、硬度和透明度等特性。

- 晶体的光学性质：晶体对光具有不同的折射、吸收、散射和偏振等特性。

- 晶体的磁性性质：晶体中的离子或原子在外磁场作用下表现出不同的磁性行为。

以上是关于【人教版】高中化学选修3知识点总结中第三章晶体构造与属性的内容概述。

详细内容请参考教材或其他可靠资料。

典型的晶体结构
• 分子晶体
冰的晶体结构 干冰的晶体结构图
典例分析 在干冰晶体中每个CO2分子周围最近且等距 离的CO2有__个。
• 原子晶体
109º28´
共价键
Si
O
180º
109º28´
共价键
• 金属晶体 体心立方堆积 （K）
简单立方堆积（Po）
C B A
六方密堆积（镁型） 面心立方 （铜型）
b、代表晶体 CO2
干冰的晶体结构图(一)
返回
干冰的晶体结构图(二)
可见:每个二氧化碳分子周围有 12 个二氧化碳分子
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Si o
共价键
109º28´ 共价键
返回
石墨的晶体结构图
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不同晶体类型熔沸点高低的判断：
离子晶体：离子半径越小，所带电荷越多，离子键越牢固，
熔沸点越高。
NaCl与MgCl2
Y
E
A
C
B
D
X
甲
乙
丙F
丁Z
归纳小结
晶胞抽取的计算原则
①顶点：由8个小立方体共有，所以为1/8 ②棱上：由4个小立方体共有，所以为1/4 ③面心：由2个小立方体共有，所以为1/2 ④体内：由1个晶胞拥有，所以为1
典例分析
4、晶体的空间结构及信息迁移式试题
例、中学教材上图示的NaCl晶体结构，它 向三维空间沿伸得到完美晶体。假若钠离子 与周围最近的氯离子的距离为a cm (阿伏加 德罗常数为NA，NaCl的摩尔质量为M) ， 求NaCl晶体的密度是_____。
晶体熔沸点高低的判断
⑴不同晶体类型的熔沸点比较
一般：原子晶体>离子晶体>分子晶体（有例外）

《晶体结构与性质》总结一、分子晶体：1．间以（，）相结合的晶体叫分子晶体（1）构成分子晶体的粒子是。

（2）粒子间的相互作用是。

（3）分子间作用力（范德华力＜氢键）远化学键的作用；（4）分子晶体熔化破坏的是。

2．典型的分子晶体：（1）非金属氢化物：例（2）酸：例（3）部分非金属单质:：例（4）部分非金属氧化物: 例（5）大多数有机物：例3．分子晶体结构：（1）只有范德华力，无分子间氢键的——分子密集堆积，如：C60、干冰、O2每个分子周围有个紧邻的分子，面心立方构型（2）有分子间氢键的——不具有分子密集堆积特征，如：HF 、冰、NH3冰中１个水分子周围有个水分子，1mol冰周围有mol氢键。

4．分子晶体熔沸点判断：的物质，越大，分子间作用力越大；分子量相等或相近，性分子的范德华力大，物质熔化和汽化时需要的能量就越多，物质的熔、沸点就越。

含有分子间氢键的，熔沸点较。

在烷烃的同分异构体中，一般来说，支链数越多，熔沸点越。

二、原子晶体：1．所有的相邻间都以相结合而形成空间立体网状结构的晶体。

（1）构成原子晶体的粒子是，（2）原子间以较强的相结合。

（3）整块晶体是一个三维的共价键网状结构，（4）原子晶体熔化破坏的是。

2．常见的原子晶体（1）某些非金属单质：硼（B）（2）某些非金属化合物：碳化硅（SiC）氮化硼（BN）（3）某些氧化物：Al2O3晶体3．原子晶体结构：金刚石晶体中：每个碳原子以与周围个碳原子结合,成为正四面体结构,碳以杂化轨道形成键。

向空间发展,彼此联结的立体网状结构,其中形成的最小环中含个碳原子。

每个碳原子被12个环共用。

1mol金刚石中含有的C-C共价键数mol。

在SiO2晶体中：①每个Si原子以个共价键结合个O原子；同时，每个O原子结合个Si原子。

SiO2晶体是由Si原子和O原子按的比例所组成的立体网状的晶体。

②最小的环是由个Si原子和个O原子组成的元环。

③1mol SiO2中含mol Si—O键。

晶体结构与性质一、晶体得常识1、晶体与非晶体晶体与非晶体得本质差异得到晶体得途径：熔融态物质凝固；凝华；溶质从溶液中析出特性：①自范性；②各向异性（强度、导热性、光学性质等）③固定得熔点；④能使X-射线产生衍射（区分晶体与非晶体最可靠得科学方法）2、晶胞--描述晶体结构得基本单元、即晶体中无限重复得部分一个晶胞平均占有得原子数=×晶胞顶角上得原子数+×晶胞棱上得原子+×晶胞面上得粒子数+1×晶胞体心内得原子数思考：下图依次就是金属钠(Na)、金属锌(Zn)、碘(I2)、金刚石(C)晶胞得示意图、它们分别平均含几个原子？eg：1、晶体具有各向异性。

如蓝晶（Al2O3·SiO2）在不同方向上得硬度不同；又如石墨与层垂直方向上得电导率与与层平行方向上得电导率之比为1：1000。

晶体得各向异性主要表现在（）①硬度 ②导热性 ③导电性 ④光学性质A、①③B、②④C、①②③D、①②③④2、下列关于晶体与非晶体得说法正确得就是（）A、晶体一定比非晶体得熔点高B、晶体一定就是无色透明得固体C、非晶体无自范性而且排列无序D、固体SiO2一定就是晶体3、下图就是CO2分子晶体得晶胞结构示意图、其中有多少个原子？二、分子晶体与原子晶体1、分子晶体--分子间以分子间作用力（范德华力、氢键）相结合得晶体注意：a、构成分子晶体得粒子就是分子b、分子晶体中、分子内得原子间以共价键结合、相邻分子间以分子间作用力结合①物理性质a、较低得熔、沸点b、较小得硬度c、一般都就是绝缘体、熔融状态也不导电d、“相似相溶原理”：非极性分子一般能溶于非极性溶剂、极性分子一般能溶于极性溶剂②典型得分子晶体a、非金属氢化物：H2O、H2S、NH3、CH4、HX等b、酸：H2SO4 、HNO3、H3PO4等c、部分非金属单质:：X2、O2、H2、S8、P4、C60d、部分非金属氧化物：CO2、SO2、NO2、N2O4、P4O6、P4O10等f、大多数有机物：乙醇、冰醋酸、蔗糖等③结构特征a、只有范德华力--分子密堆积（每个分子周围有12个紧邻得分子）CO2晶体结构图b、有分子间氢键--分子得非密堆积以冰得结构为例、可说明氢键具有方向性④笼状化合物--天然气水合物2、原子晶体--相邻原子间以共价键相结合而形成空间立体网状结构得晶体注意：a、构成原子晶体得粒子就是原子 b、原子间以较强得共价键相结合①物理性质a、熔点与沸点高b、硬度大c、一般不导电d、且难溶于一些常见得溶剂②常见得原子晶体a、某些非金属单质：金刚石（C）、晶体硅(Si)、晶体硼（B）、晶体锗(Ge)等b、某些非金属化合物：碳化硅（SiC）晶体、氮化硼（BN）晶体c、某些氧化物：二氧化硅（ SiO2）晶体、Al2O3金刚石得晶体结构示意图二氧化硅得晶体结构示意图思考：1、怎样从原子结构角度理解金刚石、硅与锗得熔点与硬度依次下降2、“具有共价键得晶体叫做原子晶体”、这种说法对吗？eg：1、在解释下列物质性质得变化规律与物质结构间得因果关系时、与键能无关得变化规律就是（）A、HF、HCI、HBr、HI得热稳定性依次减弱B、金刚石、硅与锗得熔点与硬度依次下降C、F2、C12、Br2、I2得熔、沸点逐渐升高D、N2可用做保护气2、氮化硼就是一种新合成得无机材料、它就是一种超硬耐磨、耐高温、抗腐蚀得物质。

2．根据物质在同条件下的状态不同 一般熔、沸点：固＞液＞气。 如果常温下即为气态或液态的物质，其晶 体应属分子晶体(Hg除外)。如稀有气体，虽 然构成物质的微粒为原 子，但应看作为单原子分子。因为相互间 的作用力是范德华力，而并非共价键。
【例3】 (2009·宁夏理综)已知X、Y和Z 三种元素的原子序数之和等于42。X元素原 子的4p轨道上有3个未成对电子，Y元素原子 的最外层2p轨道上有2个未成对电子。X跟Y 可形成化合物X2Y3，Z元素可以形成负一价 离子。请回答下列问题： (1)X元素原子基态时的电子排布式为 ________，该元素的符号为________； (2)Y元素原子的价层电子的轨道表示式为 ___________________________________ _____________，该元素的名称是 ________；
(4)元素金(Au)处于周期表中的第六周期，与Cu 同族，Au原子最外层电子排布式为________；一 种铜金合金晶体具有立方最密堆积的结构，在晶胞 中Cu原子处于面心、Au原子处于顶点位置，则该 合金中Cu原子与Au原子数量之比为________；该 晶体中，原子之间的作用力是________________； (5)上述晶体具有储氢功能，氢原子可进入到Cu 原子与Au原子构成的四面体空隙中。若将Cu原子 与Au原子等同看待，该晶体储氢后的晶胞结构与 CaF2的结构相似，该晶体储氢后的化学式应为 ________________。
(3)CO2与N2O互为等电子体。 (4)该氧化物中，Cu原子数为1×4＝4个；氯原子数 1 1 为 ×8＋ ×6＝4个，故其分子结构式为CuCl。CuCl与 8 2 浓盐酸反应的化学方程式为CuCl＋2HCl===H2CuCl3(或 将产物写为H2[CuCl3])。

人教版高中化学选修三知识1原子结构与性质1、电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图。

离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大;离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小。

2、电子层(能层)：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q.3、原子轨道(能级即亚层)：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7。

4、原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子。

5、原子核外电子排布原理：(1)能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道;(2)泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子;(3)洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同。

洪特规则的特例:在等价轨道的全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s16、根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。

根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高;在同一能级组内，从左到右能量依次升高。

基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。

7、第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。

常用符号I1表示，单位为kJ/mol。

(1)原子核外电子排布的周期性随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化.(2)元素第一电离能的周期性变化随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化:说明：①同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。

【人教版】高中化学选修3知识点总结：
第三章晶体形态与特性
本文档将总结高中化学选修3教材中第三章晶体形态与特性的
知识点。

1. 晶体的定义和特征：
- 晶体是由具有长程有序排列的离子、分子或原子组成的固体。

- 晶体具有确定的颗粒形状、平滑的表面、固定的熔点和各向
同性。

2. 晶体的晶格结构：
- 晶格是晶体内部有规则地排列的结构，常见的晶格有立方晶格、四方晶格等。

- 晶体的晶格结构决定了其物理和化学性质。

3. 晶体的晶体形态：
- 晶体形态是晶体外部表面的形状和特征。

- 晶体形态受晶体生长条件和晶体结构的影响。

4. 晶体生长的条件：
- 晶体生长需要适当的温度、溶液浓度和生长时间等条件。

- 生长速度和晶体形态受这些条件的影响。

5. 晶体的晶体缺陷：
- 晶体缺陷是晶体中存在的不完美或扭曲现象，包括点缺陷、线缺陷和面缺陷等。

- 晶体缺陷影响晶体的物理和化学性质。

6. 晶体的物理性质：
- 晶体具有独特的光学性质、电学性质和力学性质。

- 不同类型的晶体表现出不同的物理性质。

7. 晶体的化学性质：
- 晶体在化学反应中表现出特定的化学性质。

- 晶体结构和组成对其化学性质产生影响。

以上是关于【人教版】高中化学选修3教材第三章晶体形态与特性的知识点总结。

希望对你的研究有所帮助！
参考资料：
教育部课程与教材发展中心. 高中化学选修3[M]. 人民教育出版社.。

课堂练习三
下列叙述正确的是 （ ） B
A.任何晶体中，若含有阳离子也一定含 有阴离子 B．原子晶体中只含有共价键 C.离子晶体中只含有离子键，不含有共 价键 D．分子晶体中只存在分子间作用力， 不含有其他化学键
课堂练习四
为什
而卤素单质的熔沸点从上到下却升高？
同学们再见！
同学们再见！
新课标人教版高中化学选修3
第三章
晶体结构与性质
（2课时）
第二章 分子结构与性质
第三节金属晶体
金属样品
Ti
一、金属共同的物理性质
容易导电、导热、有延展性、有金属光泽等。
金属为什么具有这些共同性质呢?
二、金属的结构
组成粒子： 金属阳离子和自由电子 作用力： 金属离子和自由电子之间的较强作 用－－ 金属键（电子气理论） 金属晶体：通过金属键作用形成的单质晶体 金属 键强弱判断: 阳离子所带电荷多、 半径小－金属键强， 熔沸点高。
某些非金属化合物： 碳化硅（SiC）晶体、氮化硼（BN）晶体 某些氧化物： 二氧化硅（ SiO２）晶体、Al2O3
109º 28´
共价键
Si O
109º 28´
180º
共价键
交流与研讨 1、怎样从原子结构角度理解金刚石、硅 和锗的熔点和硬度依次下降？
解释：结构相似的原子晶体，原子半径越小， 键长越短，键能越大，晶体熔点越高 金刚石 ＞ 碳化硅 ＞ 晶体硅
第二章 分子结构与性质 第四节离子晶体 （2课时）
明矾晶体
食盐晶体
蔗糖晶体 （冰糖）
胆矾
冰晶
复习回忆
一.晶体
晶体是通过结晶形成的具有规 则几何外形的固体.
极性键 共价键 非极性键 配位键 离子键